Acide tartrique

durée 1 h | Exercice I : solution aqueuse d’acide propanoïque 6 pts On considère une solution d’acide propanoïque de formule CH3CH2COOH de concentration C0 = 10-2 mol.L-1 et de volume V = 100,0 mL. 1) Ecrire l’équation de la réaction entre cet acide en solution et l’eau. 0,5 pts 2) Remplir le tableau d’avancement et calculer les valeurs de xf et xmax en fonction du pH final, de c0 et de V 3 Etat | avancement | | état initial (en mol) | x=0 | | | | | état final (en mol) | x=xf | |

L’alcool fait-il grossir? L’alcool contient 7,1 kilocalories par gramme. Elles favorisent la prise de poids mais sont considérées comme des „calories vides”, car elles ne contiennent que de très petites quantités de nutriments. Un décilitre de vin rouge (12 vol%) contient 9,5 gr d’éthanol et donc 67 kcal. Aux calories contenues dans l’éthanol, il faut ajouter la teneur en hydrates de carbone. Les liqueurs et les vins de dessert contiennent ainsi nettement plus d’hydrates de carbone que

Filtres de taille différentes eau distillé Tubes à essaie Entonnoir en verre Cylindre gradué Erlenmeyer Entonnoir Büchner Tuyau Substances chimiques acétate de zinc chromate de potassium acide sulfurique chlorure de baryum chlorure de fer hydroxyde de fer hydroxyde de sodium Méthode : Première préparation Dans un cylindre gradué, mesurez 5 ml de solution d'acétate de zinc (Zn(CH3COO)2 0,5 M). Versez

unissent le carbone et l’oxygène, le nombre d’oxydation du C2 et à la fois du C3 qui est identique passe de 0 à +2. 3) Équilibrer la réaction d’oxydoréduction de la vitamine C par l’iode à l’aide de la méthode des demi-réactions (en milieu acide). C6H8O6 +I2 → C6H6O6 + H++ I- Le nombre d’oxydation de C passe de +2/3 à +1. Celui de I passe de 0 à -1. Oxydation de la vitamine C : C6H8O6 → C6H6O6 + 2e- (1/3 e- X 6 =2e-) Réduction

participent à l'équilibre hydrologique de nos régions. Comme une grosse éponge, elles retiennent l'eau et la redistribuent tous les mois de l'année (intérêts en périodes d'inondations et de sécheresse). * valeur scientifique : le caractère très acide de ces formations empêche la décomposition des végétaux en favorisant ainsi la fossilisation (pollens, spores, invertébrés et vertébrés), ce qui permet de retracer le paysage botanique et le climat au cours des 15 000 dernières années. * valeur

Option P2S Novembre 2008 Fiche TP Mesure du pH d’un compost. Objectif : Définir un protocole permettant de mesurer le pH d’un compost. Réaliser les mesures, interpréter les résultats. Comparer les résultats de différentes mesures I Mesure d’un pH Vous avez appris à déterminer la valeur d’un pH. On vous demande dans un premier temps : 1. Rappeler sur la fiche protocole donnée en annexe les opérations nécessaires à la mesure du pH d’une solution aqueuse. (Un

réductrice est le nombre de moles d'électrons susceptible d'être libéré par litre de cette solution. H2SO4 --→ 2H+S04-2 La molarité d’acide est 2. 1mol/L=2N Nombre d’équipollent : nombre de moles d’ions/électrons d’hydrogène libéré par un acide ou 1 mole acide. Réactions de précipitation C'est une réaction durant laquelle un produit très peu soluble est formé. Ce produit peu soluble se nomme précipité et se dépose généralement au fond du récipient, il précipite. La formation d'un précipité peut

présents sous la forme de l'ion oxonium (également, et improprement, appelé ion hydronium). Plus couramment, le pH mesure l’acidité ou la basicité d’une solution. Ainsi, dans un milieu aqueux à 25 °C, une solution avec un pH : * inférieur à 7 est acide ; * supérieur à 7 est basique ; * égal à 7 est neutre. La mesure directe du PH peut s’effectuer au moyen d’un PH-mètre. Le pH-mètre est généralement constitué d'un boîtier électronique permettant l'affichage de la valeur numérique du pH

séparément: - Equilibrer l’élément oxydé ou réduit - Equilibrer les atomes d’Oxygène en ajoutant H2O - Equilibrer les atomes d’Hydrogène en ajoutant des ions H+ - Equilibrer les charges électriques en ajoutant des électrons - ( Si on est en milieu acide remplacer éventuellement les ions H+ par H3O+ en ajoutant des H2O, si on est en milieu basique remplacer les ions H+ par H20 en ajoutant des OH- ) Réunir les deux demi-équations avec des coefficients pour que les électrons disparaissent du bilan

Par exemple: * L'ion tétrathionate (S4O62-(aq)) est un oxydant car il est capable de capter deux électrons en donnant l'ion thiosulfate(S2O32-(aq)). S4O62-(aq) + 2e- = 2S2O32-(aq) * L'ion permanganate (MnO4-(aq)) est un oxydant en milieu acide car il est capable de capter cinq électrons en donnant l'ion manganèse (II) (Mn2+(aq)). MnO4-(aq) + 5e- + 8H+(aq) = Mn2+(aq) + 4H2O 1.3 Remarques. * Les écritures précédentes sont appelées demi-équations d'oxydoréduction (ou demi-équations